Kaliumfluorid (KF) struktur, egenskaper och användningsområden

den kaliumfluorid är en oorganisk halid som består av ett salt bildat mellan metall och halogen. Dess kemiska formel är KF, vilket betyder att för varje K katjon⁺ det finns en F^- av motparten. Såsom kan ses är interaktionerna elektrostatiska, och som en konsekvens finns det inga kovalenta bindningar K-F.

Detta salt kännetecknas av extrem löslighet i vatten, så det bildar hydrater, absorberar fukt och är delikat. det är därför mycket lätt att framställa vattenlösningar därav, vilka tjänar som källa för fluorid anjoner för de synteser där det är önskvärt att införliva någon struktur.

K-kationen visas ovan⁺ (lila sfären) och anjonen F^- (blå sfär). Båda joner samverkar lockar varandra med sina avgifter +1 och -1.

Även om KF inte är lika farligt som HF, det faktum att den har "total frihet" till anjonen F^-, det förvandlas till ett giftigt salt. Därför har dess lösningar använts som insekticider.

KI framställs genom att reagera kaliumkarbonat med flussyra, som producerar kaliumbifluorid (KHF).₂); som genom termisk sönderdelning upphör att orsaka kaliumfluorid.

index

• 1 Struktur av kaliumfluorid
  • 1.1 hydrerar
• 2 egenskaper
  • 2,1 Molekylvikt
  • 2.2 Fysiskt utseende (färg)
  • 2.3 Smak
  • 2.4 Kokpunkt
  • 2,5 smältpunkt
  • 2.6 Löslighet
  • 2,7 Löslighet i vatten
  • 2,8 Densitet
  • 2.9 Ångtryck
  • 2,10 nedbrytning
  • 2.11 Frätande verkan
  • 2.12 Flampunkt
  • 2.13 Experimentellt brytningsindex (ηD)
  • 2.14 Stabilitet
• 3 användningsområden
  • 3.1 Justera pH
  • 3.2 Fluorkälla
  • 3.3 Syntes av fluorkolväten
  • 3.4 Fluorering
  • 3,5 olika
• 4 referenser

Struktur av kaliumfluorid

Kaliumfluoridens struktur visas i den övre bilden. De lila sfärerna, som i den första bilden, representerar K-katjonerna⁺; medan de gula kulorna representerar F-anjonerna^-.

Observera att arrangemanget är kubiskt och motsvarar en struktur som bergsalt, som väsentligen liknar natriumklorid. Alla sfärer är omgivna av sex grannar, som utgör en KF-oktaedron₆ eller FK₆; det vill säga varje K⁺ är omgiven av sex F^-, och detsamma händer i vice versa.

Det nämndes ovan att KF är hygroskopisk och absorberar därför fukt från omgivningen. Således skulle det visade arrangemanget motsvara den vattenfria formen (utan vatten) och inte till dess hydrater; som absorberar så mycket vatten att de till och med blir lösliga och "smälter" (deliquescens).

hydrater

De kristallina strukturerna av hydrater blir mindre enkla. Varför? Eftersom nu vattenmolekylerna ingriper direkt i arrangemangen och interagerar med K-jonerna⁺ och F^-. Några av de mest stabila hydraterna är KF · 2H₂O och KF · 4H₂O.

I båda hydraterna deformeras ovannämnda oktaedroner på grund av vattenmolekylerna. Detta beror främst på vätebroar mellan F^- och H₂O (F^--HOH). Kristallografiska studier har visat att de två joner trots detta fortfarande behåller samma antal grannar.

Som ett resultat av allt detta, blir den ursprungliga kubiska strukturen för fluorid vattenfritt kalium en monoklinisk till romboedrisk arrangemanget och.

Vattenfri dela fuktabsorberande egenskap, så att deras vita kristaller om de lämnas i kontakt med en kall vattendimma skulle bli snabbt.

egenskaper

Molekylvikt

58 097 g / mol.

Fysiskt utseende (färg)

Vita kubiska kristaller eller vitt kristallint deliquescentpulver.

smak

Akut saltlösning smak.

Kokpunkt

2.741 ºF till 760 mmHg (1502 ºC). I flytande tillstånd blir det en ledare av elektricitet, även om anjoner F kan^- Samarbeta inte i samma grad som körningen som K⁺.

Smältpunkt

1,576 ºF; 858 ºC; 1131 K (vattenfri KF). Detta indikerar dess starka jonbindningar.

löslighet

Lösligt i HF, men olösligt i alkohol. Detta visar att vätebindningarna mellan fluor och alkoholer, F^--HOR, gynnar inte solvationsprocessen i ansiktet av upplösningen av dess kristallina nätverk.

Löslighet i vatten

Vattenfri 92 g / 100 ml (18 ° C); 102 g / 100 ml (25 ° C); dihydrat 349,3 g / 100 ml (18 ° C). Det är, som KF hydrerar, blir det mer lösligt i vatten.

densitet

2,48 g / cm³.

Ångtryck

100 kPa (750 mmHg) vid 1 499 ºC.

sönderdelning

Vid upphettning till sönderdelning avger den en giftig rök av kaliumoxid och vätefluorid.

Frätande verkan

En vattenhaltig lösning korroderar glas och porslin.

Flampunkt

Det är inte ett brandfarligt ämne

Experimentellt brytningsindex (ηD)

1363.

stabilitet

Stabil om den är skyddad mot fukt, annars kommer det fasta ämnet att upplösas. Oförenlig med syror och starka baser.

tillämpningar

Justera pH

Vattenhaltiga lösningar av kaliumfluorid används i industriella tillämpningar och processer; t.ex. KF lösningar för att justera pH-värdet på tillverkning som görs i textilbearbetningsanläggningar och i tvätterier (det ungefärliga värdet av 7).

Fluorkälla

Kaliumfluorid är efter vätefluorid, den huvudsakliga källan till fluor. Detta element används i kärnkraftverk och i produktion av oorganiska och organiska föreningar, vissa med användningsområden som deras införlivande i tandkräm..

Syntes av fluorkolväten

Kaliumfluorid kan användas vid syntes av fluorkol eller fluorkolväte från klorkolväte, med användning av reaktionen av Finkeistein. I denna reaktion används etylenglykol och dimetylsulfoxid som lösningsmedel.

fluorering

Eftersom det är en källa till fluor där den är upplöst i vatten kan komplexa fluorider syntetiseras från sina lösningar; det vill säga de innehåller en F^- till strukturerna. Ett exempel tas i följande kemiska ekvation:

MnBr₂(ac) + 3KF (ac) => KMnF₃(s) + 2KBr (ac)

Sedan fälls den blandade fluoriden av KMnF₃. Således kan F tillsättas^- så att den ingår i ett komplext metalliskt salt. Förutom mangan kan fluorider från andra metaller utfällas: KCoF₃, KFeF₃, Knif₃, KCUF₃ och KZnF₃.

På samma sätt kan fluor inkorporeras kovalent i en aromatisk ring, syntetiserande organofluorerade.

flera

KF används som mellanprodukt eller råmaterial för syntes av föreningar som används främst i agrokemiska eller bekämpningsmedel.

Dessutom används det som ett flussmedel för svetsning och glasgravering; det vill säga dess vattenhaltiga lösning äter ytan av glaset och trycker på en form den önskade finishen.

referenser

1. Kemisk bok. (2017). Kaliumfluorid. Hämtad från: chemicalbook.com
2. PubChem. (2019). Kaliumfluorid. Hämtad från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. T. H. Anderson och E.C. Lincafelte. (1951). Strukturen av kaliumfluoriddihydrat. Acta Cryst. 4, 181.
4. Royal Society of Chemistry. (2015). Kaliumfluorid. ChemSpider. Hämtad från: chemspider.com
5. Maquimex. (N.D.). Kaliumfluorid. Hämtad från: maquimex.com